Acidez y basicidad PH

Equilibrio ácido- base

Concepto de ácido - base según Arrhenius

• A través del tiempo, los químicos han buscado relacionar las

propiedades de los ácidos y las bases con sus composiciones y

estructuras moleculares.

• Para 1830 ya era evidente que todos los ácidos contienen hidrógeno,

pero no todas las sustancias que contienen hidrógeno son ácidos.

• Durante la década de 1880, el químico sueco Svante Arrhenius

(1859-1927) vinculó el comportamiento ácido con la presencia de

iones H+ y el comportamiento básico con la presencia de iones OH-

en disoluciones acuosas.

• Un ácido es una sustancia que, cuando se disuelve en agua, aumenta la

concentración de iones H+.

• Una base es una sustancia que, cuando se disuelve en agua, aumenta la

concentración de iones OH-

Concepto de ácido - base según Arrhenius

El concepto de Arrhenius sobre los ácidos y las bases, aunque es útil, tiene limitaciones.

Una de ellas es que está restringido a las disoluciones acuosas y hoy es sabido que en

medios distintos también existen reacciones ácido-base.

ÁCIDOS Y BASES DE BR0NSTED-LOWRY

• En 1923 el químico danés Johannes Bronsted (1879-1947) y el

químico inglés Thomas Lowry (1874-1936) propusieron de forma

independiente una definición más general de los ácidos y las bases.

Su concepto se basa en el hecho de que las reacciones

ácido-base involucran la transferencia de iones H + de una

sustancia a otra

Ácido: Sustancia que tiende a dar protones a otra.

Base: Sustancia que tiende a aceptar protones cedidos por un ácido.

• Esta teoría plantea que cuando una sustancia pierde un protón, se está

comportando como un ácido, pero una vez se ha desprendido de él,

como las reacciones son de equilibrio, podría volver a tomarlo por lo

que se transforma en una base, la base conjugada del ácido.

• De manera similar, una base acepta protones, pero una vez lo ha

captado, puede desprenderse de él, transformándose en un ácido, su

ácido conjugado:

ÁCIDOS Y BASES DE BR0NSTED-LOWRY

El ácido1 y la base1 forman lo que se denomina un parácido - base conjugado, (al igual que el Ácido2 y labase2).

ÁCIDOS Y BASES DE BR0NSTED-LOWRY

El AH es el ácido, (ácido 1) de su base conjugada A-(base 1) y el agua (base 2) es la base de su ácidoconjugado H3O+ (ácido 2)

Ionización del cloruro de hidrógeno en agua para formar H+(ac).

Un ion H+ es sólo un protón que interactúaintensamente con pares de electrones no enlazantesde moléculas de agua para formar iones hidrógenohidratados

Por ejemplo, la interacción de unprotón con una molécula de aguaforma el ion hidronio, H3O+ (ac)

ÁCIDOS Y BASES DE BR0NSTED-LOWRY

La molécula de HCl transfiere un ion H+ (unprotón) a una molécula de agua, paraformar iones hidronio y cloruro

El HCl actúa como un ácido de Bronsted-Lowry(dona un protón al H2O) y el H2O actúa como una base de Bronsted-Lowry (acepta un protón del HCl)

En cualquier equilibrio ácido-base En la reacción directa

el HX le dona un protón al H2O, por lo tanto, el HX es el

ácido y el H2O es la base de. En la reacción inversa el ion

H3O+ le dona un protón al ion X- , por lo que el H3O+ es el

ácido y el X- es la base.

ÁCIDOS Y BASES DE BR0NSTED-LOWRY

Algunas sustancias pueden actuar como un ácido en una reacción y como una base en otra.Por ejemplo, el H2O es una base cuando reacciona con HCl y un ácido cuando reaccionacon NH3.Una sustancia que es capaz de actuar como un ácido o como una base se conoce comoanfótera.Una sustancia anfótera actúa como una base cuando se combina con algo más fuertementeácido que ella, y como un ácido cuando se combina con algo más fuertemente básico queella.

Constantes de acidez y basicidad que permiten ordenarlos según su fuerza relativa respecto al agua.

• De las dos tablas anteriores se puede observar fácilmente que a medida que un ácido es más

fuerte, su base conjugada será más débil y viceversa, si un ácido es muy débil, su base

conjugada será muy fuerte

Constantes de acidez y basicidad que permiten ordenarlos según su fuerza relativa respecto al agua.

Un ácido fuerte transfiere por completo sus protones al agua y no quedan moléculassin disociar en la disolución.

Su base conjugada tiene una tendencia insignificante a protonarse (a extraerprotones) en una disolución acuosa.

Un ácido débil sólo se disocia parcialmente en disolución acuosa y por lo tanto existeen la disolución como una mezcla de moléculas de ácido y sus iones que lo forman.

La base conjugada de un ácido débil muestra una ligera capacidad de eliminar protonesdel agua {la base conjugada de un ácido débil es una base débil).

Ácidos fuertes• La disociación del HCl en disolución acuosa diluida se produce

prácticamente por completo.

• Por el contrario, la autodisociadón del agua se produce únicamente

en una extensión muy pequeña.

• Como resultado se puede deducir que al calcular [H3O+] en una

disolución acuosa de un ácido fuerte, la única fuente significativa de

[H3O+] es el ácido fuerte.

• La contribución de la auto disociación del agua puede despreciarse a

menos que la disolución sea extremadamente diluida

• Los siete ácidos fuertes más comunes incluyen seis ácidos

monopróticos (HCl, HBr, HI, HNO3 , HClO3 y HCIO4 y un ácido

diprótico (H2SO4).

• El ácido nítrico (HNO3) ejemplifica el comportamiento de los

ácidos fuertes monopróticos por tanto una disolución acuosa

de HNO3 consiste por completo en iones [H3O+] y NO3-.

Ácidos fuertes

No utilizamos flechas de equilibrio porque la reacción está desplazada por completohacia la derecha, el lado con los iones

• Indistintamente [H3O+] y H+ para representar al protón

hidratado en agua.

• De este modo, con frecuencia simplificamos las

ecuaciones de las reacciones de ionización de ácidos de

la siguiente forma:

Ácidos fuertes

Bases fuertes• Las bases fuertes habituales son hidróxidos iónicos.

• Cuando estas bases se disuelven en agua, las moléculas de H2O separan los

cationes y aniones (OH-) de la base.

• Como la autodisociación del agua se produce en una extensión muy limitada,

es una fuente despreciable de iones OH-.

• Esto significa que al calcular [OH-] en una disolución acuosa de una base

fuerte, la base fuerte es la única fuente importante de OH-, a menos que la

disolución sea extremadamente diluida.

Los ácidos y bases fuertes se disocian completamente, por lo tanto, al final de la disolución

no quedará nada del ácido (o de la base) y de acuerdo con la estequiometría de la reacción

es fácil calcular la concentración de iones [H3O+] (o de OH-) y a partir de ahí su pH.

ÁCIDOS DÉBILES• La mayoría de las sustancias acidas son ácidos débiles y por lo tanto

sólo se ionizan parcialmente en disoluciones acuosas.

• Podemos utilizar la constante de equilibrio de la reacción de

ionización para expresar el grado de ionización de un ácido débil.

• Si representamos un ácido débil general como HA, podemos escribir

la ecuación de su reacción de ionización en cualquiera de las

siguientes formas, dependiendo de si la representación del protón

hidratado es [H3O+] o H+

ÁCIDOS DÉBILES

Como el H2O es eldisolvente, se omite de laexpresión de la constantede equilibrio.

El subíndice “a” en Ka indica que es una

constante de equilibrio para la ionización

de un ácido, por lo que se conoce como

la constante de disociación ácida.

La magnitud de Ka indica la tendencia del

ácido a ionizarse en agua: entre más

grande es el valor de Ka, más fuerte es el

ácido

BASES DÉBILES

• Muchas sustancias se comportan como bases débiles en agua.

• Las bases débiles reaccionan con agua, extrayendo protones del H2O y

por consiguiente, formando el ácido conjugado de la base y los iones

OH-

La Constante Kb siempre se refiere al equilibrio en el

que una base reacciona con el H2O para formar el

ácido conjugado correspondiente y OH-.

La constante Kb se conocecomo la constante dedisociación básica

ACIDOS Y BASES DÉBILES

• Si el ácido o la base son débiles, el problema se reduce a calcular

la concentración de iones H3O+ (o de OH-) teniendo en cuenta que

se trata de un equilibrio que viene determinado por su constante

de acidez (Ka) o de basicidad (Kb).

Auto ionización del aguaSegún Brönsted-Lowry hay sustancias que actúan como bases y otras como ácidos, y ésto

depende de con quién actúen. Por ejemplo:

En una disolución, se pueden dar las siguientes situaciones:

LA ESCALA DE pH• Una forma más conveniente de describir las concentraciones de

los iones hidronio e hidróxido fue propuesta en 1909, por el

bioquímico Sorensen, quién propuso el término pH para

indicar el «potencial del ion hidrógeno».

• La concentración molar de H+ en una disolución acuosa es por

lo general muy pequeña.

• Por lo tanto, por conveniencia expresaremos [H+] en términos

del pH, el cual es el logaritmo negativo de base 10 de [H+]

LA ESCALA DE pH• El pH, abreviatura de Potencial Hidrógeno, es un parámetro muy

usado en química para medir el grado de acidez o alcalinidad de las

sustancias

• La escala del pH va desde 0 hasta 14

LA ESCALA DE pH

Calculo de pHEs necesario conocer [H+] en la solución.

Ácidos fuertes

HA H+ + A-

[H+]= [A-] =CHA

Ejemplo: HClO4 0,040 M [H+] = 0,040

Bases fuertes

MOH M+ + OH-

• [OH-] = CMOH

M(OH) 2 M+ + OH-

• [OH- ] = 2CM(OH)2

El pOH

• El logaritmo negativo también es una forma conveniente de

expresar las magnitudes de cantidades pequeñas.

• Utilizamos la convención de que el logaritmo negativo de una

cantidad se indica como "p " (cantidad). Entonces, podemos

expresar la concentración de OH- como pOH:

Ejercicios1. Calcule la concentración de H+ (ac) en:

• a). Una disolución en la que [OH-] es 0,010 M

• b). Una disolución en la que [OH-] es 1,8-10-9 M.

2. Calcule los valores de pH para las dos disoluciones del ejercicio anterior.

3. Una muestra de jugo de manzana recién preparado tiene un pH de 3,76, calcule [H+]

4. Cual es el pH de una disolución 0,040 M de HClO4?

5. Cual es el pH de

a). Una disolución de NaOH 0,028 M

b). Una disolución de Ca(OH)2 0,0011 M

Recordar:

Calcular el valor de Ka de un ácido débil o el pH de sus disoluciones

Un técnico de laboratorio preparo una disolución 0,1Mde acido fórmico (HCOOH) y midió su pH. Determinoque el pH es de 2,38. Calcule Ka para el acido fórmico.

Calcular el valor de Ka de un ácido débil o el pH de sus disoluciones

Uso de Ka para calcular el pH

Calcule el pH de una disolución de HCN 0.20 M, con Ka= 4,9x10-10

Se organiza la concentración de las especies involucradas en el equilibrio donde x=[H+]

Uso de Ka para calcular el pH